高中化學(xué)課堂筆記化學(xué)選修4筆記05814

1、實(shí)用文檔 文案大全 化學(xué)選修4 第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量 一、焓變 反應(yīng)熱 1反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量2焓變(H)的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng) （1）.符號(hào)： H （2）.單位：kJ/mol 3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂吸熱 化學(xué)鍵形成放熱 放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱>吸熱) H 為“-”或H <0 吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱>放熱）H 為“+”或H >0 常見(jiàn)的放熱反應(yīng)：所有的燃燒反應(yīng) 酸堿中和反應(yīng) 大多數(shù)的化合反應(yīng) 金屬與酸的反應(yīng) 生石灰和水反應(yīng) 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 常見(jiàn)的吸熱反應(yīng)： 晶體Ba(OH)

2、2·8H2O與NH4Cl 大多數(shù)的分解反應(yīng) 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng) 銨鹽溶解等 小結(jié)： 1、化學(xué)鍵斷裂，吸收能量； 化學(xué)鍵生成，放出能量 2、反應(yīng)物總能量大于生成物總能量，放熱反應(yīng)，體系能量降低，H為“-”或小于0 反應(yīng)物總能量小于生成物總能量，吸熱反應(yīng)，體系能量升高，H為“+”或大于0 3、反應(yīng)熱 數(shù)值上等于生成物分子形成時(shí)所釋放的總能量與反應(yīng)物分子斷裂時(shí)所吸收的總能量之差 二、熱化學(xué)方程式 1.概念:表示化學(xué)反應(yīng)中放出或吸收的熱量的化學(xué)方程式. 2.意義:既能表示化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化,又能表示化學(xué)反應(yīng)中的能量變化. 書寫化學(xué)方程式注意要點(diǎn): 熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能

3、量變化。 熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示） 實(shí)用文檔 文案大全 熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。 熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù) 各物質(zhì)系數(shù)加倍，H加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行，H改變符號(hào)，數(shù)值不變 三、燃燒熱 1概念：25 ，101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。 注意以下幾點(diǎn)： 研究條件：101 kPa 反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。C元素轉(zhuǎn)化為CO2，而不是CO；H元素轉(zhuǎn)化為H2O(l)，而不是H2O(g), N元素

4、轉(zhuǎn)化為N2。如：H2(g)+ 1/2 O2(g) = H2O(l); H =285.8 kJ/mol 燃燒物的物質(zhì)的量：燃料是以1mol作為標(biāo)準(zhǔn)，因此書寫熱化學(xué)方程式時(shí)，其它物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)可用分?jǐn)?shù)表示； 研究?jī)?nèi)容：放出的熱量。（H<0，單位kJ/mol） 四、中和熱 1概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol H2O，這時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。 2強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是H+和OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) H=57.3kJ/mol 3弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應(yīng)時(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。 4中和熱的

5、測(cè)定實(shí)驗(yàn) 實(shí)用文檔 文案大全 五、蓋斯定律 1內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)（各反應(yīng)物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無(wú)關(guān)，如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。 a： 若某化學(xué)反應(yīng)從始態(tài)（S）到終態(tài)（L）其反應(yīng)熱為H，而從終態(tài)（L）到始態(tài)（S）的反應(yīng)熱為H '，這兩者和為。 即H H ' = b：若某一化學(xué)反應(yīng)可分為多步進(jìn)行，則其總反應(yīng)熱為各步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和。 即H= H1+ H2+ H3+ c：若多步化學(xué)反應(yīng)相加可得到新的化學(xué)反應(yīng)，則新反應(yīng)的反應(yīng)熱即為上述多步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和。 第二章 化學(xué)反應(yīng)速率和化

6、學(xué)平衡 一、化學(xué)反應(yīng)速率 1. 化學(xué)反應(yīng)速率（v） 定義：用來(lái)衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化 表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來(lái)表示 計(jì)算公式：v=c/t（：平均速率，c：濃度變化，t：時(shí)間）單位：mol/（L·s） 影響因素： 決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素） 條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件 應(yīng)用中應(yīng)注意的問(wèn)題 概念中的反應(yīng)速率實(shí)際上是某段時(shí)間間隔內(nèi)的平均反應(yīng)速率。時(shí)間間隔越短，在這段時(shí)間發(fā)生的濃度變化越接近瞬時(shí)反應(yīng)速率（指在某一瞬間的反應(yīng)速率） 對(duì)某一具體化學(xué)反應(yīng)來(lái)說(shuō)，在用不同物質(zhì)表示化學(xué)反應(yīng)速率時(shí)所得數(shù)值往往不同。用

7、各物質(zhì)表示的化學(xué)反應(yīng)速率的數(shù)值之比等于化學(xué)方程式中各物質(zhì)的系數(shù)之比 、氣體的濃度用 容器的體積氣體的物質(zhì)的量來(lái)表示 、無(wú)論用任何物質(zhì)來(lái)表示，無(wú)論濃度的變化是增加還是減少，都取正值，反應(yīng)速率都為正數(shù)（沒(méi)有負(fù)數(shù)）。 、在反應(yīng)中對(duì)于固體或純液體而言，其物質(zhì)的量濃度無(wú)意義，所以不用它們來(lái)表示化學(xué)反應(yīng)速率 實(shí)用文檔 文案大全 2. 外界條件對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響 1）、濃度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響。 結(jié)論：其他條件不變時(shí)，增大反應(yīng)物的濃度，可以增大反應(yīng)速率；減小反應(yīng)物的濃度，可以減小化學(xué)反應(yīng)的速率。 注意：a、此規(guī)律只適用于氣體或溶液的反應(yīng)，對(duì)于純固體或液體的反應(yīng)物，一般情況下其濃度是常數(shù)，因此改變它們的量不

8、會(huì)改變化學(xué)反應(yīng)速率。 原因：在其他條件不變時(shí)，對(duì)某一反應(yīng)來(lái)說(shuō)，活化分子百分?jǐn)?shù)是一定的，所以當(dāng)反應(yīng)物的濃度增大時(shí)，單位體積內(nèi)的分子數(shù)增多，活化分子數(shù)也相應(yīng)的增多，反應(yīng)速率也必然增大。 2）、壓強(qiáng)對(duì)反應(yīng)速率的影響。 結(jié)論：對(duì)于有氣體參加的反應(yīng)，若其他條件不變，增大壓強(qiáng)，反應(yīng)速率加快；減小壓強(qiáng)，反應(yīng)速率減慢。 原因：對(duì)氣體來(lái)說(shuō)，若其他條件不變，增大壓強(qiáng)，就是增加單位體積的反應(yīng)物的物質(zhì)的量，即增加反應(yīng)物的濃度，單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增多，因而可以增大化學(xué)反應(yīng)的速率。 3）、溫度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響。 結(jié)論：其他條件不變時(shí)，升高溫度，可以增大反應(yīng)速率，降低溫度，可以減慢反應(yīng)速率。 原因：(1)濃度一定時(shí)，

9、升高溫度，分子的能量增加，從而增加了活化分子的數(shù)量，反應(yīng)速率增大。 (2)溫度升高，使分子運(yùn)動(dòng)的速度加快，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物分子間的碰撞次數(shù)增加，反應(yīng)速率也會(huì)相應(yīng)的加快。前者是主要原因。 4）、催化劑對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響。 結(jié)論：催化劑可以改變化學(xué)反應(yīng)的速率。正催化劑：能夠加快反應(yīng)速率的催化劑。負(fù)催化劑：能夠減慢反應(yīng)速率的催化劑。 如不特意說(shuō)明，指正催化劑。 原因：在其他條件不變時(shí)，使用催化劑可以大大降低反應(yīng)所需要的能量，會(huì)使更多的反應(yīng)物分子成為活化分子，大大增加活化分子百分?jǐn)?shù)，因而使反應(yīng)速率加快。 5）、其他因素：如光照、反應(yīng)物固體的顆粒大小、電磁波、超聲波、溶劑的性質(zhì)等，也會(huì)對(duì)化學(xué)反應(yīng)的速率

10、產(chǎn)生影響 6）、有效碰撞：能夠發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的碰撞。 活化分子：能量較高、有可能發(fā)生有效 碰撞的分子。 活化能：活化分子的平均能量與所有分子平均能量之差。 活化分子百分?jǐn)?shù)： (活化分子數(shù)/反應(yīng)物分子數(shù))×100% 單位體積活化分子數(shù)增多 有效碰撞次數(shù)增多 單位體積分子總數(shù)不變，但活化分子百分?jǐn)?shù)增大 升高溫度或催化劑 單位體積分子總數(shù)增多， 但活化分子百分?jǐn)?shù)不變 增大濃度(或加壓) 反應(yīng)速率加快 實(shí)用文檔 文案大全 注意：（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強(qiáng)的變化對(duì)濃度幾乎無(wú)影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。 （2）、惰性氣體對(duì)于速率的影響 恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體總壓增大，但是各分壓

11、不變，各物質(zhì)濃度不變反應(yīng)速率不變 恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體體積增大各反應(yīng)物濃度減小反應(yīng)速率減慢 二、化學(xué)平衡 可逆反應(yīng)與不可逆反應(yīng) (1)可逆反應(yīng)：在相同條件下，能同時(shí)向正、逆反應(yīng)方向進(jìn)行的反應(yīng)。 不可逆反應(yīng)：在一定條件下，進(jìn)行得很徹底或可逆程度很小的反應(yīng)。 (2)可逆反應(yīng)的普遍性：大部分化學(xué)反應(yīng)都是可逆反應(yīng)。 (3)可逆反應(yīng)的特點(diǎn)： 相同條件下，正反應(yīng)和逆反應(yīng)同時(shí)發(fā)生 反應(yīng)物、生成物共同存在 可逆反應(yīng)有一定的限度(反應(yīng)不能進(jìn)行到底) （一）1.定義： 化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到 正逆反應(yīng)速率相等時(shí)，更組成成分濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)

12、到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。 實(shí)用文檔 文案大全 2、化學(xué)平衡的特征 逆（研究前提是可逆反應(yīng)） 等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等） 動(dòng)（動(dòng)態(tài)平衡） 定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定） 變（條件改變，平衡發(fā)生變化） 3、判斷平衡的依據(jù) 判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù) 例舉反應(yīng) mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 混合物體系中 各成分的含量 各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù)一定 平衡 各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定 平衡 各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定 平衡 總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定 不一定平衡 正、逆反應(yīng) 速率的關(guān)系 在單位時(shí)間內(nèi)消耗了m molA同時(shí)生成m molA，即V

13、(正)=V(逆) 平衡 在單位時(shí)間內(nèi)消耗了n molB同時(shí)消耗了p molC，則V(正)=V(逆) 平衡 V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆) 不一定平衡 在單位時(shí)間內(nèi)生成n molB，同時(shí)消耗了q molD，因均指V(逆) 不一定平衡 壓強(qiáng) m+np+q時(shí)，總壓力一定（其他條件一定） 平衡 m+n=p+q時(shí)，總壓力一定（其他條件一定） 不一定平衡 混合氣體平均相對(duì)分子質(zhì)量Mr Mr一定時(shí)，只有當(dāng)m+np+q時(shí) 平衡 Mr一定時(shí)，但m+n=p+q時(shí) 不一定平衡 溫度 任何反應(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時(shí)（其他不變） 平衡 體系的密度 密度一定

14、 不一定平衡 其他 如體系顏色不再變化等 平衡 實(shí)用文檔 文案大全 （二）影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素 1、濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動(dòng)；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動(dòng)（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動(dòng)（3）在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度減小，生成物濃度也減小， V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之和_大_的方向移動(dòng)。 2、溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響 影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高

15、會(huì)使化學(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動(dòng)。 3、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響 影響規(guī)律：其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積縮小方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積增大方向移動(dòng)。 注意：（1）改變壓強(qiáng)不能使無(wú)氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng) （2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動(dòng)規(guī)律相似 4.催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對(duì)正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動(dòng)。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達(dá)到平衡所需的時(shí)間。 5.勒夏特列原理（平衡移動(dòng)原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強(qiáng)，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的

16、方向移動(dòng)。 三、化學(xué)平衡常數(shù) （一）定義：在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個(gè)常數(shù)比值。 符號(hào)：K 表達(dá)式： aA(g)+bB(g) cC(g)+ dD(g) 在一定溫度下無(wú)論反應(yīng)物的起始濃度如何，反應(yīng)達(dá)平衡狀態(tài)后，將各物質(zhì)的物質(zhì)量濃度代入下式，得到的結(jié)果是一個(gè)定值。 這個(gè)常數(shù)稱作該反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù),簡(jiǎn)稱平衡常數(shù) （二）使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問(wèn)題： 1、表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。 )()()()(BcAcDcCcKbadc?實(shí)用文檔 文案大全 2、K只與溫度（T）有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無(wú)關(guān)。 3、

17、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時(shí)，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。 4、稀溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。 （三）化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用: 1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)志。K值越大，說(shuō)明平衡時(shí)生成物的濃度越大，它的正向反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，即該反應(yīng)進(jìn)行得越完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。 一般地，K>105時(shí)，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了。 2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時(shí)向何方進(jìn)行建立平衡。（Q：濃度積） Q K:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行; Q = K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài) ; Q K:反應(yīng)向

18、逆反應(yīng)方向進(jìn)行 3、利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng) 若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng);若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng) 四、等效平衡 1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。 2、分類 （1）定溫，定容條件下的等效平衡 第一類：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來(lái)相同；同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來(lái)相同。 第二類：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比例與原來(lái)相同即可視為二者等效。 （2）定溫，

19、定壓的等效平衡 只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。 實(shí)用文檔 文案大全 五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向 自發(fā)反應(yīng)：在一定條件下，無(wú)需外界幫助就能自動(dòng)進(jìn)行的反應(yīng)。 能量判據(jù)：體系趨向于從高能狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)榈湍軤顟B(tài)（H 0）。 對(duì)于化學(xué)反應(yīng)而言，絕大多數(shù)的放熱反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行，且放出的熱量越多，體系能量降低越多，反應(yīng)越完全 焓變（H）是決定反應(yīng)能否自發(fā)進(jìn)行的因素之一，但不是唯一因素 1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向： （1）熵:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來(lái)描述體系的混亂度，符號(hào)為S. 單位：J?mol-1?K-1 熵變 ：反應(yīng)前后體系熵的變化叫做反應(yīng)的熵變.用 S表示。 S=S生成物總熵S反應(yīng)物總熵 反應(yīng)的

20、S越大,越有利于反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行 (2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o(wú)序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。 熵判據(jù)：體系趨向于由有序狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)闊o(wú)序狀態(tài)，即混亂度增加（ S0）。且S越大，越有利于反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行。 正確判斷一個(gè)化學(xué)反應(yīng) 是否能夠自發(fā)進(jìn)行： 必須綜合考慮反應(yīng)的焓變和熵變 （3）同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)熵值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即S(g)S(l)S(s) 2、反應(yīng)方向判斷依據(jù) 在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為： H-TS0，反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行;H-TS=0,反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài);H-TS0，反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行 注意：（1）. H <0，S>0 該反應(yīng)一

21、定能自發(fā)進(jìn)行； （2）. H >0，S<0 該反應(yīng)一定不能自發(fā)進(jìn)行； （3）. H <0，S<0 該反應(yīng)在較低溫度下能自發(fā)進(jìn)行 （4）. H >0，S>0 該反應(yīng)在較高溫度下能自發(fā)進(jìn)行 實(shí)用文檔 文案大全 第三章 水溶液中的離子平衡 一、弱電解質(zhì)的電離 1、定義：電解質(zhì):在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。 非電解質(zhì) ：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。 強(qiáng)電解質(zhì) ：在水溶液里全部 電離成離子的電解質(zhì)。 弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分 分子電離成離子的電解質(zhì)。 2、(1)電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別： 電解質(zhì)離子化合物或共價(jià)化合物 非電解質(zhì)共

22、價(jià)化合物 注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)）電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無(wú)關(guān)。 (2)強(qiáng)電解質(zhì)與弱電質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別：在水溶液中是否完全電離（或是否存在電離平衡） 注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)） (3)強(qiáng)酸（HA）與弱酸（HB）的區(qū)別：(1)溶液的物質(zhì)的量濃度相同時(shí)，pH(HA)pH(HB) (2)pH值相

23、同時(shí)，溶液的濃度CHACHB(3)pH相同時(shí)，加水稀釋同等倍數(shù)后，pHHApHHB 3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離 成離子的速率和離子結(jié)合成時(shí)， 電離過(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。 4、影響電離平衡的因素： A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。 物質(zhì) 單質(zhì) 化合物 電解質(zhì) 非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機(jī)物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2 強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O 混和物 純凈物 實(shí)用文檔

24、文案大全 B、濃度：濃度越大，電離程度 越小；溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。 C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會(huì) 減弱電離。 D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。 5、電離方程式的書寫：用可逆符號(hào) 弱酸的電離要分布寫（第一步為主） 6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。 ） 表示方法： ABA+B- Ki= A+ B-/AB 7、影響因素： a、電離常數(shù)的大小主要

25、由物質(zhì)的本性決定。 b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。 C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 二、水的電離和溶液的酸堿性 1、水電離平衡： : 水的離子積：KW =cH+·cOH- 25時(shí), H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+·OH- = 1*10 -14 注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定 KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽） 2、水電離特點(diǎn)：（1）可

26、逆 （2）吸熱 （3）極弱 3、影響水電離平衡的外界因素： 酸、堿 ：抑制水的電離 KW1*10 -14 溫度：促進(jìn) 水的電離（水的電離是吸熱的） 易水解的鹽：促進(jìn)水的電離 KW 1*10 -14 4、溶液的酸堿性和pH： （1）pH=-lgcH+ 實(shí)用文檔 文案大全 （2）pH的測(cè)定方法： 酸堿指示劑 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。 變色范圍：甲基橙 3.14.4（橙色） 石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（淺紅色） PH試紙操作：玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡 對(duì)比即可。 注意：事先不能用水濕潤(rùn)PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍 指示劑 變色范圍的PH 石蕊

27、 5紅色 58紫色 8藍(lán)色 甲基橙 3.1紅色 3.14.4橙色 4.4黃色 酚酞 8無(wú)色 810淺紅 10紅色 常用酸堿指示劑及其變色范圍： 三 、混合液的pH值計(jì)算方法公式 1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求H+混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它） H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2） 2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求OH-混：將兩種酸中的OH-離子物質(zhì)的量 相加除以總體積，再求其它） OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/ （V1+V2） (注意 :不能直接計(jì)算H+混) 3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H + + OH- =H2O計(jì)算余下的H+或OH-，H+有余

28、，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求H+ 混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求OH-混，再求其它） 注意：在加法運(yùn)算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計(jì)！ 四、稀釋過(guò)程溶液pH值的變化規(guī)律： 1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 = pH原+ n （但始終不能大于或等于7） 2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 pH原+n （但始終不能大于或等于7） 3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 = pH原n （但始終不能小于或等于7） 4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 pH原n （但始終不能小于或等于7） 5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任

29、何溶液無(wú)限稀釋后pH均接近7 6、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。 實(shí)用文檔 文案大全 五、強(qiáng)酸（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律 1、若等體積混合 pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7 pH1+pH215 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3 pH1+pH213 則溶液顯酸性pH=pH1+0.3 2、若混合后顯中性 pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1 pH1+pH214 V酸：V堿=1：1014-（pH1+pH2） 六、酸堿中和滴定： 1、中和滴定的原理 實(shí)質(zhì)：H+OH=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。 2、中和滴定的操作

30、過(guò)程： （1）儀滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度標(biāo)數(shù)越來(lái)越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀](méi)有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過(guò)最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后 一位 。 （2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測(cè)液；指示劑。 （3）準(zhǔn)備過(guò)程： 準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測(cè)液洗）裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(shù)據(jù)V(始) （4）試驗(yàn)過(guò)程 3、酸堿中和滴定的誤差分析 誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)行分析 式中：n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c酸或堿的

31、物質(zhì)的量濃度； V酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則： c堿 = VnVcn? 實(shí)用文檔 文案大全 上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^(guò)程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對(duì)于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來(lái)測(cè)定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí)，c堿偏

32、高，反之偏低。 同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來(lái)滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。 七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解） 1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。 2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。 3、鹽類水解規(guī)律： 有 弱 才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解；誰(shuí) 強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。 多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。 (如:Na2CO3 NaHCO3) 弱酸酸性強(qiáng)弱比較： A、同主族元素最高價(jià)含氧酸的酸性遞減，無(wú)氧酸的酸性遞增（利用特殊值進(jìn)行記

33、憶。如酸性： HF<HCl；HNO3>H3PO4） B、飽和一元脂肪酸的碳原子數(shù)越小，酸性越強(qiáng)（如HCOOH>CH3COOH） C、一些常見(jiàn)的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚為極弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3為中強(qiáng)酸； HClO4為最強(qiáng)含氧酸等。 4、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆） （2）程度小 （3）吸熱 5、影響鹽類水解的外界因素： 溫度：溫度越 高 水解程度越大 （水解吸熱，越熱越水解） 濃度：濃度越小，水解程度越 大 （越稀越水解） 實(shí)用文檔 文案大全 酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（H+促進(jìn) 陰離子 水解而 抑制 陽(yáng)離子水解；OH -促進(jìn)陽(yáng)離子

34、水解而抑制陰離子水解） 6、酸式鹽溶液的酸堿性： 只電離不水解：如HSO4- 顯酸性 電離程度水解程度，顯酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度電離程度， 顯堿性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-） 7、雙水解反應(yīng)： （1）構(gòu)成鹽的陰陽(yáng)離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。其促進(jìn)過(guò)程以NH4Ac為例解釋如下： NH4Ac = NH4 + Ac- NH4 + H2 ONH3·H2O + H Ac + H2 OHAc + OH- 兩個(gè)水解反應(yīng)生成的H+和OH反應(yīng)生成水而使兩個(gè)水解反應(yīng)的生成物濃度均減少，平衡均右

35、移。 （2）常見(jiàn)的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S 鹽類水解的應(yīng)用： 混施化肥（N、P、K三元素不能變成和）泡沫滅火劑（用硫酸鋁和小蘇打?yàn)樵?，雙水解）FeCl3溶液止血?jiǎng)ㄑ獫{為膠體，電解質(zhì)溶液使膠體凝聚）明礬凈水（Al3水解成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的表面積，吸附水中懸浮物而聚沉）NH4Cl焊接金屬

36、（氯化銨呈酸性，能溶解鐵銹）判斷溶液酸堿性（強(qiáng)者顯性）比較鹽溶液離子濃度的大小 判斷離子共存（雙水解的離子產(chǎn)生沉淀和氣體的不能大量共存）配制鹽溶液（加對(duì)應(yīng)的酸防止水解） 8、水解平衡常數(shù) （Kh） 對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù) ) 對(duì)于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)） 電離、水解方程式的書寫原則 1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫 注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。 2、多元弱堿（多元弱堿

37、鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫 實(shí)用文檔 文案大全 八、溶液中微粒濃度的大小比較 1.基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系： 電荷守恒：:任何溶液 均顯電中性，各陽(yáng)離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和 物料守恒: （即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)量守恒） 某原子的總量(或總濃度)其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和 質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。 2、同濃度的弱酸和其弱酸鹽 、同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強(qiáng)弱規(guī)律： 中?；瘜W(xué)常見(jiàn)的有三對(duì) 等濃度的HAc與NaAc的混合溶液：弱酸的電離其對(duì)應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈酸性 等濃度的

38、NH3·H2O與NH4Cl的混合液：弱堿的電離其對(duì)應(yīng)弱堿鹽的水解，溶液呈堿性 等濃度的HCN與NaCN的混合溶液：弱酸的電離<其對(duì)應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈堿性 掌握其處理方法（即抓主要矛盾） 九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡 1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見(jiàn)知識(shí) （1）溶解度 小于 0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。 （2）反應(yīng)后離子濃度降至1*10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時(shí)H+降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見(jiàn)的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L，故均用“=”。 （3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。

39、（4）掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4 （5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。 （6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。 2、溶解平衡方程式的書寫 注意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2- (aq) 實(shí)用文檔 文案大全 3、沉淀生成的三種主要方式 （1）加沉淀劑法：Ksp越?。闯恋碓诫y溶），沉淀越完全；沉淀劑過(guò)量能使沉淀更完全。 （2）調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽(yáng)離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 （3）氧化還原沉淀法： （4）同離子效應(yīng)法 4、沉淀的溶解：

40、沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動(dòng)。常采用的方法有： 酸堿；氧化還原； 沉淀轉(zhuǎn)化 。 常采用的方法有：加水；加熱；減少生成物（離子）的濃度。使沉淀溶解的方法一般為減少生成物的濃度，因?yàn)閷?duì)于難溶物加水和加熱對(duì)其溶解度的影響并不大。 5、沉淀的轉(zhuǎn)化：溶液中的沉淀反應(yīng)總是向著離子濃度減少的方向進(jìn)行，簡(jiǎn)而言之，即 溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。 如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黃色） AgI （黃色） Ag2S（黑色） 6、溶度積（KSP） 1、定義：在一定條件下，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)

41、。 2、表達(dá)式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= c(An+)m ?c(Bm-)n 3、影響因素： 外因：濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。 溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。 4、溶度積規(guī)則 QC（離子積）KSP，有沉淀析出；QC= KSP ，平衡狀態(tài)；QC KSP ， 未飽和，繼續(xù)溶解 第四章 電化學(xué)基礎(chǔ) 第一節(jié) 原電池 原電池： 1、概念：化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池 實(shí)用文檔 文案大全 化學(xué)原理:電子從負(fù)極（較活潑金屬）流向正極（較不活潑金屬或碳棒），負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)。 半電池：包括電極材料和電解質(zhì)溶液，兩個(gè)隔離的半電池通過(guò)鹽橋連接起來(lái)

42、。 2、組成條件：兩個(gè)活潑性不同的電極 電解質(zhì)溶液 電極用導(dǎo)線相連并插入電解液構(gòu)成閉合回路 3、電子流向：外電路： 負(fù)極導(dǎo)線 正極 內(nèi)電路：鹽橋中 陰離子移向負(fù)極的電解質(zhì)溶液，鹽橋中 陽(yáng) 離子移向正極的電解質(zhì)溶液。 4、電極反應(yīng)：以鋅銅原電池為例： 負(fù)極：氧化反應(yīng)： Zn2eZn2（較活潑金屬） 正極：還原反應(yīng)： 2H2eH2（較不活潑金屬） 總反應(yīng)式：Zn+2H+=Zn2+H2 5、正、負(fù)極的判斷： （1）從電極材料：一般較活潑金屬為負(fù)極；或金屬為負(fù)極，非金屬為正極。 （2）從電子的流動(dòng)方向 負(fù)極流入正極 （3）從電流方向 正極流入負(fù)極 （4）根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動(dòng)方向 陽(yáng)離子流向正極，

43、陰離子流向負(fù)極 （5）根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象_溶解的一極為負(fù)極_ 增重或有氣泡一極為正極 負(fù)極: (1)相對(duì)活潑的金屬(2)失電子,發(fā)生氧化反應(yīng)(3)質(zhì)量減少(4)電解質(zhì)溶液中陰離子的定向移動(dòng)方向 正極: (1)相對(duì)不活潑的金屬 或 非金屬(2)得電子,發(fā)生還原反應(yīng)(3)質(zhì)量增加 或 生成氣體 (4)電解質(zhì)溶液中陽(yáng)離子的定向移動(dòng)方向 第二節(jié) 化學(xué)電池 1、電池的分類：化學(xué)電池、太陽(yáng)能電池、原子能電池 2、化學(xué)電池：借助于化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置 3、化學(xué)電池的分類： 一次電池、二次電池、燃料電池 一、一次電池 1、常見(jiàn)一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等 二、二次電池 實(shí)用文檔 文案大全 1、二

44、次電池：放電后可以再充電使活性物質(zhì)獲得再生，可以多次重復(fù)使用，又叫充電電池或蓄電池。 2、電極反應(yīng)：鉛蓄電池 放電：負(fù)極（鉛）：Pb2e? PbSO4 正極（氧化鉛）：PbO24H+2e? PbSO42H2O 充電：陰極：PbSO42H2O2e? PbO24H+ 陽(yáng)極： PbSO42e? Pb 兩式可以寫成一個(gè)可逆反應(yīng)： PbO2Pb2H2SO4 2PbSO42H2O 3、目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池 三、燃料電池 1、燃料電池： 是使燃料與氧化劑反應(yīng)直接產(chǎn)生電流的一種原電池 2、電極反應(yīng)：一般燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反應(yīng)的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相

45、同，可根據(jù)燃燒反應(yīng)寫出總的電池反應(yīng)，但不注明反應(yīng)的條件。，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，不過(guò)要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反應(yīng)。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負(fù)極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。 當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時(shí)： 負(fù)極：2H24e? =4H+ 正極：24 e? 4H+ =2H2O 當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)： 負(fù)極： 2H24OH?4e?4H2O 正極：22H2O4 e?4OH? 另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷燃料和氧氣氧化劑。 電極反應(yīng)式為： 負(fù)極：CH410OH 7H2O； 正極：4H2O2O28e 8OH。 電池總反應(yīng)式為：CH42O22KOHK2C

46、O33H2O 3、燃料電池的優(yōu)點(diǎn)：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運(yùn)行噪音低 書寫電極反應(yīng)式應(yīng)注意以下幾點(diǎn)： 1電極反應(yīng)是一種離子反應(yīng)，遵循書寫離子反應(yīng)的所有規(guī)則（如“拆”、“平”）； 2將兩極反應(yīng)的電子得失數(shù)配平后，相加得到總反應(yīng)，總反應(yīng)減去一極反應(yīng)即得到另一極反應(yīng)； 3負(fù)極失電子所得氧化產(chǎn)物和正極得電子所得還原產(chǎn)物，與溶液的酸堿性有關(guān)如4價(jià)的C在酸性溶液中以CO2形式存在，在堿性溶液中以CO32形式存在）； 四、廢棄電池的處理：回收利用 放電 充電 實(shí)用文檔 文案大全 第三節(jié) 電解池 一、電解原理 1、電解池：把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置也叫電解槽 電解池形成的條件： a.有與直流電源相連的兩極 b.

47、電解質(zhì)溶液或熔融的電解質(zhì) c.形成閉合回路 2 、電解：電流(外加直流電)通過(guò)電解質(zhì)溶液而在陰陽(yáng)兩極引起氧化還原反應(yīng)(被動(dòng)的不是自發(fā)的)的過(guò)程 3、放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時(shí)，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應(yīng)的過(guò)程 4、電子流向： （電源）負(fù)極（電解池）陰極（離子定向運(yùn)動(dòng)）電解質(zhì)溶液（電解池）陽(yáng)極（電源）正極 5、電極名稱及反應(yīng)： 陽(yáng)極：與直流電源的 正極 相連的電極，發(fā)生 氧化 反應(yīng) 陰極：與直流電源的 負(fù)極 相連的電極，發(fā)生 還原 反應(yīng) 電極名稱及判斷： 陰極：與電源負(fù)極相連的一極,物質(zhì)在該得到電子,發(fā)生還原反應(yīng),陽(yáng)離子向陰極移動(dòng) 陽(yáng)極：與電源正極相連的一極,物質(zhì)在該失去電子,發(fā)生氧化反應(yīng),陰

48、離子向陽(yáng)極移動(dòng) 離子的放電順序 陽(yáng)離子（在陰極）： Ag+>Cu2+ H+ Na+ (離子得電子能力,氧化性減弱) 陰離子（在陽(yáng)極）：金屬單質(zhì)(Pt、Au除外 ) Cl - OH -含氧酸根(失電子能力,還原性減弱) 6、電解CuCl2溶液的電極反應(yīng)： 陽(yáng)極： 2Cl- -2e-=Cl2 (氧化) 陰極： Cu2+2e-=Cu(還原) 總反應(yīng)式： CuCl 2 =Cu+Cl2 7、電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過(guò)程，就是電解質(zhì)溶液的電解過(guò)程 規(guī)律總結(jié)：電解反應(yīng)離子方程式書寫： (1)按得失電子數(shù)相等來(lái)配平電極方程式 (2)若H+或OH-放電,電極方程式寫離子形式,電解方程式寫H2O (3)=

49、上標(biāo)明通電二字 放電順序： 陽(yáng)離子放電順序 Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+ （指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 實(shí)用文檔 文案大全 陰離子的放電順序 惰性電極時(shí)：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-) 活性電極時(shí)：電極本身溶解放電 注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽(yáng)極材料為活性電極（Fe、Cu)等金屬，則

50、陽(yáng)極反應(yīng)為電極材料失去電子，變成離子進(jìn)入溶液；若為惰性材料，則根據(jù)陰陽(yáng)離子的放電順序，依據(jù)陽(yáng)氧陰還的規(guī)律來(lái)書寫電極反應(yīng)式。 電解質(zhì)水溶液點(diǎn)解產(chǎn)物的規(guī)律 類型 電極反應(yīng)特點(diǎn) 實(shí)例 電解對(duì)象 電解質(zhì)濃度 pH 電解質(zhì)溶液復(fù)原 分解電解質(zhì)型 電解質(zhì)電離出的陰陽(yáng)離子分別在兩極放電 HCl 電解質(zhì) 減小 增大 HCl CuCl2 - CuCl2 放H2生成堿型 陰極：水放H2生堿 陽(yáng)極：電解質(zhì)陰離子放電 NaCl 電解質(zhì)和水 生成新電解質(zhì) 增大 HCl 放氧生酸型 陰極：電解質(zhì)陽(yáng)離子放電 陽(yáng)極：水放O2生酸 CuSO4 電解質(zhì)和水 生成新電解質(zhì) 減小 氧化銅 電解水型 陰極：4H+ + 4e- = 2H

51、2 陽(yáng)極：4OH- - 4e- = O2+ 2H2O NaOH 水 增大 增大 水 H2SO4 減小 Na2SO4 不變 上述四種類型電解質(zhì)分類： （1）電解水型：含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬含氧酸鹽 （2）電解電解質(zhì)型：無(wú)氧酸，不活潑金屬的無(wú)氧酸鹽（氟化物除外） （3）放氫生堿型：活潑金屬的無(wú)氧酸鹽 （4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽 實(shí)用文檔 文案大全 二、電解原理的應(yīng)用 1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣 （1）、電鍍應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法 （2）、電極、電解質(zhì)溶液的選擇： 陽(yáng)極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進(jìn)入溶液 M ne = M n+ 陰極：待鍍金屬（鍍件）：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬表面 M n+ + ne = M 電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液 鍍銅反應(yīng)原理 陽(yáng)極(純銅)：Cu-2e-=Cu2+，陰極(鍍件)：Cu2+2e-=Cu， 電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液 （3）、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉 陽(yáng)極：粗銅；陰極： 純銅電解質(zhì)溶液： 硫酸銅 3、電冶金 （1）、電冶金：使礦石中的 金屬陽(yáng)離子 獲得電子，從它們的化合物中還原出來(lái)用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁 （2）、電解氯化鈉： 通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl = Na + + Cl